大學聯考化學重要的知識點歸納

新一年的大學聯考快要到來了，化學是理科生需要考試的一門科目，這門科目需要複習的知識內容也是比較多的。下面是本站小編為大家整理的大學聯考化學必備的知識點歸納，希望對大家有用!

1、誤認為有機物均易燃燒。

如四氯化碳不易燃燒，而且是高效滅火劑。

2、誤認為二氯甲烷有兩種結構。

因為甲烷不是平面結構而是正四面體結構，故二氯甲烷只有一種結構。

3、誤認為碳原子數超過4的烴在常温常壓下都是液體或固體。

新戊烷是例外，沸點9.5℃，氣體。

4、誤認為可用酸性高錳酸鉀溶液去除甲烷中的乙烯。

乙烯被酸性高錳酸鉀氧化後產生二氧化碳，故不能達到除雜目的，必須再用鹼石灰處理。

5、誤認為雙鍵鍵能小，不穩定，易斷裂。

其實是雙鍵中只有一個鍵符合上述條件。

6、誤認為烯烴均能使溴水褪色。

如癸烯加入溴水中並不能使其褪色，但加入溴的四氯化碳溶液時卻能使其褪色。因為烴鏈越長越難溶於溴水中與溴接觸。

7、誤認為聚乙烯是純淨物。

聚乙烯是混合物，因為它們的相對分子質量不定。

8、誤認為乙炔與溴水或酸性高錳酸鉀溶液反應的速率比乙烯快。

大量事實説明乙炔使它們褪色的速度比乙烯慢得多。

9、誤認為塊狀碳化鈣與水反應可制乙炔，不需加熱，可用啟普發生器。

由於電石和水反應的速度很快，不易控制，同時放出大量的熱，反應中產生的糊狀物還可能堵塞球形漏斗與底部容器之間的空隙，故不能用啟普發生器。

10、誤認為甲烷和氯氣在光照下能發生取代反應，故苯與氯氣在光照(紫外線)條件下也能發生取代。

苯與氯氣在紫外線照射下發生的是加成反應，生成六氯環己烷。

11、誤認為苯和溴水不反應，故兩者混合後無明顯現象。

雖然二者不反應，但苯能萃取水中的溴，故看到水層顏色變淺或褪去，而苯層變為橙紅色。

12、誤認為用酸性高錳酸鉀溶液可以除去苯中的甲苯。

甲苯被氧化成苯甲酸，而苯甲酸易溶於苯，仍難分離。應再用氫氧化鈉溶液使苯甲酸轉化為易溶於水的苯甲酸鈉，然後分液。

13、誤認為石油分餾後得到的餾分為純淨物。

分餾產物是一定沸點範圍內的餾分，因為混合物。

14、誤認為用酸性高錳酸鉀溶液能區分直餾汽油和裂化汽油。

直餾汽油中含有較多的苯的同系物;兩者不能用酸性高錳酸鉀鑑別。

15、誤認為鹵代烴一定能發生消去反應。

16、誤認為烴基和羥基相連的有機物一定是醇類。

苯酚是酚類。

17、誤認為苯酚是固體，常温下在水中溶解度不大，故大量苯酚從水中析出時產生沉澱，可用過濾的`方法分離。

苯酚與水能行成特殊的兩相混合物，大量苯酚在水中析出時，將出現分層現象，下層是苯酚中溶有少量的水的溶液，上層相反，故應用分液的方法分離苯酚。

18、誤認為乙醇是液體，而苯酚是固體，苯酚不與金屬鈉反應。

固體苯酚雖不與鈉反應，但將苯酚熔化，即可與鈉反應，且比乙醇和鈉反應更劇烈。

19、誤認為苯酚的酸性比碳酸弱，碳酸只能使紫色石蕊試液微微變紅，於是斷定苯酚一定不能使指示劑變色。

“酸性強弱”≠“酸度大小”。飽和苯酚溶液比飽和碳酸的濃度大，故濃度較大的苯酚溶液能使石蕊試液變紅。

20、誤認為苯酚酸性比碳酸弱，故苯酚不能與碳酸鈉溶液反應。

苯酚的電離程度雖比碳酸小，但卻比碳酸氫根離子大，所以由複分解規律可知：苯酚和碳酸鈉溶液能反應生成苯酚鈉和碳酸氫鈉。

21、誤認為欲除去苯中的苯酚可在其中加入足量濃溴水，再把生成的沉澱過濾除去。

苯酚與溴水反應後，多餘的溴易被萃取到苯中，而且生成的三溴苯酚雖不溶於水，卻易溶於苯，所以不能達到目的。

22、誤認為苯酚與溴水反應生成三溴苯酚，甲苯與硝酸生成TNT，故推斷工業製取苦味酸(三硝基苯酚)是通過苯酚的直接硝化製得的。

此推斷忽視了苯酚易被氧化的性質。當向苯酚中加入濃硝酸時，大部分苯酚被硝酸氧化，產率極低。工業上一般是由二硝基氯苯經先硝化再水解制得苦味酸。

鹽類水解的應用規律

1.分析判斷鹽溶液酸鹼性時要考慮水解。

2.確定鹽溶液中的離子種類和濃度時要考慮鹽的水解。 如Na2S溶液中含有哪些離子,按濃度由大到小的順序排列: C(Na+ )>C(S2-)>C(OH-)>C(HS-)>C(H+) 或:C(Na+) +C(H+)=2C(S2-)+C(HS-)+C(OH-)

3.配製某些鹽溶液時要考慮鹽的水解 如配製FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等鹽溶液時應分別將其溶解在相應的酸或鹼溶液中。

4.製備某些鹽時要考慮水解 Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物質極易與水作用,它們在溶液中不能穩定存在,所以製取這些物質時,不能用複分解反應的方法在溶液中製取,而只能用幹法制備。

5.某些活潑金屬與強酸弱鹼溶液反應,要考慮水解 如Mg,Al,Zn等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4 ,AlCl3 等溶液反應. 3Mg+2AlCl3 +6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑

6.判斷中和滴定終點時溶液酸鹼性,選擇指示劑以及當pH=7時酸或鹼過量的判斷等問題時,應考慮到鹽的水解. 如CH3COOH與NaOH剛好反應時pH>7,若二者反應後溶液pH=7,則CH3COOH過量。 指示劑選擇的總原則是,所選擇指示劑的變色範圍應該與滴定後所得鹽溶液的pH值範圍相一致。即強酸與弱鹼互滴時應選擇甲基橙;弱酸與強鹼互滴時應選擇酚酞。

7.製備氫氧化鐵膠體時要考慮水解. FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl

8.分析鹽與鹽反應時要考慮水解. 兩種鹽溶液反應時應分三個步驟分析考慮: (1)能否發生氧化還原反應; (2)能否發生雙水解互促反應; (3)以上兩反應均不發生,則考慮能否發生複分解反應。

9.加熱蒸發和濃縮鹽溶液時,對最後殘留物的判斷應考慮鹽類的水解 (1)加熱濃縮不水解的鹽溶液時一般得原物質. (2)加熱濃縮Na2CO3型的鹽溶液一般得原物質. (3)加熱濃縮FeCl3 型的鹽溶液.最後得到FeCl3和Fe(OH)3 的混合物,灼燒得Fe2O3 。 (4)加熱蒸乾(NH4)2CO3或NH4HCO3 型的鹽溶液時,得不到固體. (5)加熱蒸乾Ca(HCO3)2型的鹽溶液時,最後得相應的正鹽. (6)加熱Mg(HCO3)2、MgCO3 溶液最後得到Mg(OH)2 固體。

10.其它方面 (1)淨水劑的選擇:如Al3+ ,FeCl3等均可作淨水劑,應從水解的角度解釋。 (2)化肥的使用時應考慮水解。如草木灰不能與銨態氮肥混合使用 (3)小蘇打片可治療胃酸過多。 (4)純鹼液可洗滌油污。 (5)磨口試劑瓶不能盛放Na2SiO3,Na2CO3等試劑. 凡此種種,不一而舉。學習中要具體情況具體分析,靈活應用之。

一、化學反應的限度

1、化學平衡常數

(1)對達到平衡的可逆反應，生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比為一常數，該常數稱為化學平衡常數，用符號K表示。

(2)平衡常數K的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數越大，説明反應可以進行得越完全。

(3)平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。對於給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數互為倒數。

(4)藉助平衡常數，可以判斷反應是否到平衡狀態：當反應的濃度商Qc與平衡常數Kc相等時，説明反應達到平衡狀態。

2、反應的平衡轉化率

(1)平衡轉化率是用轉化的反應物的濃度與該反應物初始濃度的比值來表示。如反應物A的平衡轉化率的表達式為：

α(A)=

(2)平衡正向移動不一定使反應物的平衡轉化率提高。提高一種反應物的濃度，可使另一反應物的平衡轉化率提高。

(3)平衡常數與反應物的平衡轉化率之間可以相互計算。

3、反應條件對化學平衡的影響

(1)温度的影響

升高温度使化學平衡向吸熱方向移動;降低温度使化學平衡向放熱方向移動。温度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(2)濃度的影響

增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動;增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。

温度一定時，改變濃度能引起平衡移動，但平衡常數不變。化工生產中，常通過增加某一價廉易得的反應物濃度，來提高另一昂貴的反應物的轉化率。

(3)壓強的影響

ΔVg=0的反應，改變壓強，化學平衡狀態不變。

ΔVg≠0的反應，增大壓強，化學平衡向氣態物質體積減小的方向移動。

(4)勒夏特列原理

由温度、濃度、壓強對平衡移動的影響可得出勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度、壓強、温度等)平衡向能夠減弱這種改變的方向移動。

二、化學反應的方向

1、反應焓變與反應方向

放熱反應多數能自發進行，即ΔH<0的反應大多能自發進行。有些吸熱反應也能自發進行。如NH4HCO3與CH3COOH的反應。有些吸熱反應室温下不能進行，但在較高温度下能自發進行，如CaCO3高温下分解生成CaO、CO2。

2、反應熵變與反應方向

熵是描述體系混亂度的概念，熵值越大，體系混亂度越大。反應的熵變ΔS為反應產物總熵與反應物總熵之差。產生氣體的反應為熵增加反應，熵增加有利於反應的自發進行。

3、焓變與熵變對反應方向的共同影響

ΔH-TΔS<0反應能自發進行。

ΔH-TΔS=0反應達到平衡狀態。

ΔH-TΔS>0反應不能自發進行。